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Enlaces Químicos

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Enlaces Químicos. Contenidos. Enlace químico (iónico, covalente y metálico). Estructura de Lewis, regla del dueto y del octeto. Geometría molecular . Fuerzas intermoleculares Nomenclatura inorganica . ENLACE QUÍMICO.

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Presentation Transcript
contenidos
Contenidos
  • Enlace químico (iónico, covalente y metálico).
  • Estructura de Lewis, regla del dueto y del octeto.
  • Geometría molecular.
  • Fuerzas intermoleculares
  • Nomenclatura inorganica.
enlace qu mico
ENLACE QUÍMICO

El enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad.

  • Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa electrónica más externa (o 2 electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía).
  • Capa de valencia es la última capa electrónica de un átomo y la denominación electrón de valencia designa los electrones existentes en esa capa.

5 electrones de valencia

7N: 1s2 2s2 2p3

Grupo VA

capa de valencia

enlace qu mico1
ENLACE QUÍMICO

Dos reglas que se deben cumplir son:

  • Regla del Dueto: Un átomo debe tener dos electrones en su entorno.
  • Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho electrones alrededor.
estructura de lewis
Estructura de Lewis
  • Es la representación de la distribución de los electrones del último nivel o capa más externa (grupo del elemento), que participan en el átomo.
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Dueto

Octeto

pregunta p s u
Pregunta P.S.U.

14. ¿Cuántos pares no enlazantes presenta la molécula de amoniaco (NH3)?

A) 1

B) 2

C) 3

D) 4

E) 5

A

Aplicación

mecanismos de enlace qu mico
Mecanismos de Enlace Químico
  • Cuando los átomos se encuentran lo suficientemente cerca, sus electrones de valencia se reordenan, de forma en que cada uno de los átomos logre una configuración electrónica externa similar a la de un gas noble y aumente así su estabilidad.
  • Fuerza de atracción entre los átomos que se denomina enlace químico.
  • El reordenamiento de los electrones de valencia en los átomos se realiza por algunos de los siguientes mecanismos: ceder, recibir o compartir electrones.
mecanismos de enlace qu mico1
Mecanismos de Enlace Químico
  • Ceder electrones: los átomos que presentan uno, dos o res electrones de valencia, tienden a perderlos. Ej.: elementos metálicos.
  • Recibir electrones: los átomos con cinco, seis o siete electrones de valencia tienden a recibir o compartir electrones. Ej.: elementos no metálicos.
  • Compartir electrones: los elementos con mayor facilidad para compartir los electrones, son aquellos que poseen cuatro electrones de valencia. Ej.: el carbono
enlace i nico
ENLACE IÓNICO
  • Entre dos átomos de electronegatividades muy distintas (diferencia de E.N. igual o superior a 1,7)
  • Transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico.
  • Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.
enlace i nico1
ENLACE IÓNICO
  • Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa.
  • El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos:

I A - VI A II A - VI A

I A - VII A II A - VII A

  • Ejemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfato de cobre (CuSO4).

NaCl

propiedades de los enlaces i nicos
Propiedades de los enlaces iónicos

1. Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y funden a temperaturas elevadas

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2. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos

3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden usarse como material refractario.

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5.Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrólitos).

Cloruro de sodio disuelto en H2O

enlace covalente
ENLACE COVALENTE
  • Átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto y/o dueto.
  • Las sustancias con enlaces covalentes son, generalmente, insolubles en agua, no conducen la corriente eléctrica.

Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos:

  • Enlace covalente apolar.
  • Enlace covalente polar.
enlace covalente apolar
Enlace covalente apolar
  • Se da entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de EN = 0).
  • Este enlace lo presentan, principalmente, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc.
enlace covalente polar
Enlace covalente polar
  • Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades muy similares (diferencia de E.N. mayor a 0 y menor a 1,7).
  • Al producirse la unión entre átomos con electronegatividades similares, se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose un polo positivo y otro negativo o dipolo.
  • Ejemplo: H2O y NH3
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En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones.

Agua

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Preguntas al instante!!!

9. Respecto de los enlaces.

I. En el enlace iónico se comparten electrones.

II. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de electrones no enlazantes.

III. Si el enlace es covalente polar , se comparten igualmente los electrones.

Es (son) correcta (s)

A) Sólo I

B) Sólo II

C) Sólo III

D) Sólo I y II

E) Sólo I y III

B

Comprensión

slide33

Preguntas al instante!!!

10. La electronegatividades del hidrógeno y el flúor son, respectivamente, 2,1 y 4. De acuerdo con la información, es posible deducir que la molécula de ácido fluorhídrico (HF)

A) es iónica.

B) es covalente polar.

C) es covalente dativa.

D) presenta geometría molecular lineal.

E) forma redes cristalinas.

B

Aplicación

geometr a molecular
Geometría molecular
  • La geometría que adopta la molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima.
  • Dos reglas generales:
    • Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como enlaces sencillos.
    • Electrones libres repelen electrones enlazantes.
geometr a molecular1
Geometría molecular
  • En el modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) , las moléculas se dividen en dos categorías:
    • Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central.
    • Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central.
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Preguntas al instante!!!

15. ¿Qué ángulo de enlace se establece entre los átomos en la molécula de BF3?

A) 90°

B) 104,5°

C) 119,5°

D) 120°

E) 180°

D

Aplicación

enlace met lico
Enlace Metálico

Los átomos de los metales pierden fácilmente los electrones de valencia y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica.

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Los electrones desprendidos forman una nube o mar de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. Así el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

  • El enlace no es entre átomos, sino más bien entre cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. -fuerzas de atracción-
caracter sticas de los enlaces met licos
Características de los enlaces metálicos

Conductividad eléctrica.

Se da por la presencia de un gran número de electrones móviles.

2. Buenos conductores del calor.

El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.

Brillo.

Puntos de fusión y

ebullición altos.

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Ductilidad y maleabilidad.

En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros.

Por lo tanto los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

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6. Tenacidad y deformabilidad.

Aquí podemos observar cómo los enlaces metálicos son más fuertes que los enlaces iónicos cuando se someten a una fuerza, el enlace metálico simplemente sufre una deformación y el enlace iónico se rompe ante la misma fuerza.

fuerzas intermoleculares
Fuerzas Intermoleculares

Son fuerzas de atracción entre las moléculas, y son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de las moléculas

clasificaci n
Clasificación
  • Fuerzas de van der Waals
  • dipolo – dipolo
  • dipolo – dipolo inducido
  • Fuerzas de dispersión (fuerzas de London)
  • Enlace de Hidrógeno
fuerzas de van der waals
Fuerzas de van der Waals

1) dipolo-dipolo: son las fuerzas de atracción entre moléculas polares

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Las moléculas polares tienen mayor punto de ebullición, ya que cuesta más separar una molécula de otra

fuerzas de van der waals1
Fuerzas de van der Waals

2) dipolo – dipolo inducido: sucede cuando una molécula con dipolo permanente repele los electrones de otra molécula, “induciendo” un momento dipolar

fuerzas de van der waals2
Fuerzas de van der Waals

3) Fuerzas de London: aunque las moléculas no sean polares, el movimiento azaroso de los electrones forma dipolos instantáneos

enlace de hidr geno
Enlace de Hidrógeno
  • Es también un tipo de interacción dipolo – dipolo, pero es especialmente fuerte e importante en el comportamiento de muchas moléculas
  • Se forma entre un enlace polar, como N-H, O-H o F-H y un átomo electronegativo, O,N o F.
enlace de hidr geno1
Enlace de Hidrógeno

Se simboliza mediante una línea de puntos.

Es más fuerte cuando forma una línea recta con los átomos involucrados